СКАНДИЈА: ИСТОРИЈА, СВОЈСТВА, РЕАКЦИЈЕ, РИЗИЦИ И УПОТРЕБЕ - ХЕМИЈА - 2025

Скандиј је транзиција металом чији хемијски симболи Сц је први од прелазних метала периодног система, али је такође један од најмање заједничких ретким земним елементима .; Иако његова својства могу личити на лантаниде, не одговарају сви аутори да их класификују на такав начин.

На популарном нивоу, то је хемијски елемент који пролази незапажено. Његово име, рођено из реткоземних минерала из Скандинавије, може се налазити поред бакра, гвожђа или злата. Међутим, он је и даље импресиван и физичка својства његових легура могу се надметати са онима из титанијума.

Ултра чист узорак елементарног сканда. Извор: Хи-Рес слике хемијских елемената

Такође, све више корака се прави у свету технологије, посебно у погледу осветљења и ласера. Свако ко је посматрао светионик који зрачи светлошћу сличном сунцу, посредно је сведочио постојању скандија. У супротном, то је обећавајућа ставка за производњу авиона.

Главни проблем са којим се суочава тржиште скандијума је тај што је он широко распрострањен и нема минерала или богатих извора; па је његова екстракција скупа, чак и ако није метал са малим обиљем у земљиној кори. У природи се налази као његов оксид, чврста супстанца која се не може лако редуцирати.

У великом делу својих једињења, неорганских или органских, учествује у вези са оксидационим бројем +3; то јест, претпостављајући присуство Сц ³⁺ катиона . Скандијум је релативно јака киселина и може да формира врло стабилне координационе везе са атомима кисеоника органских молекула.

Историја

Скандијум је као хемијски елемент препознат 1879. године, швајцарски хемичар Ларс Ф. Нилсон. Радио је са минералима еукенитом и гадолинитом у намери да добије итријум садржан у њима. Открио је да постоји непознат елемент у њиховим траговима захваљујући студији спектроскопске анализе (атомског емисијског спектра).

Од минерала, он и његов тим успели су да добију одговарајући скандијев оксид, име које су добили по томе што су сигурно узели узорке из Скандинавије; минерали који су се до тада звали ретка земља.

Међутим, осам година раније, 1871. године, Дмитри Менделеев је предвидио постојање скандија; али са именом екаборо, што је значило да су његова хемијска својства слична онима бора.

А заправо је швајцарски хемичар Пер Теодор Цлеве приписао скандијум екабору, с тим да је исти хемијски елемент. Конкретно, онај који започиње блок прелазних метала у периодичној табели.

Прошло је много година када су 1937. године Вернер Фисцхер и његови сарадници успели да изолују метални скандијум (али нечист) електролизом смеше калијума, литијума и скандијум-хлорида. Тек 1960. године коначно је могао да се добије чистоћом од око 99%.

Структура и електронска конфигурација

Елементарни скандијум (нативни и чисти) може се кристализирати у две структуре (алотропи): компактни шестерокутни (хцп) и кубични (бцц) центриран у телу. Прва се обично назива α фаза, а друга β фаза.

Густа, шестерокутна α фаза је стабилна на собној температури; док је мање густа кубна β фаза стабилна изнад 1337 ° Ц. Дакле, при овој последњој температури долази до прелаза између обе фазе или алотропа (у случају метала).

Имајте на уму да, иако скандија нормално кристализира у чврсти хцп, то га не чини врло густим металом; барем, да више од алуминијума. Из његове електронске конфигурације може се сазнати који електрони нормално учествују у својој металној вези:

3д ¹ 4с ²

Стога три електрона 3д и 4с орбитале интервенишу на начин на који се налазе атоми Сц у кристалу.

Да би се компактно компактовао у хексагонални кристал, привлачност његових језгара мора бити таква да ова три електрона, слабо заштићена електронима унутрашње љуске, не залазе превише далеко од атома Сц и, према томе, удаљености између њих се сужавају.

Фаза високог притиска

Фазе α и β повезане су са променама температуре; међутим, постоји тетрагонална фаза, слична оној у металном ниобијуму, Нб, која настаје када метални скандија под притиском већим од 20 ГПа.

Оксидациони бројеви

Скандијум може изгубити највише своја три валентна електрона (3д ¹ 4с ² ). У теорији, први који су "кренули" су они који су у орбити 4с.

Према томе, под претпоставком постојања Сц ⁺ катиона у једињењу, његов оксидациони број је +1; што је исто што и када каже да је изгубио 4 електрону из орбите 4с (3д ¹ 4с ¹ ).

Ако је Сц ²⁺ , његов оксидациони број ће бити +2, и изгубиће два електрона (3д ¹ 4с ⁰ ); и ако је Сц ³⁺ , најстабилнији од ових катиона, имаће оксидациони број +3, а до аргона је изоелектронски.

Укратко, њихови оксидациони бројеви су: +1, +2 и +3. На пример, у Сц ₂ О ₃ оксидација број скандијума је +3 јер је постојање Сц ³⁺ (Сц ₂ ³⁺ О ₃ ^2- ) се претпоставља .

Својства

Физичка присутност

То је сребрно бели метал у свом чистом и елементарном облику, са меком и глатком текстуром. Добива жуто-ружичасте тонове када почне да се прекрива слојем оксида (Сц ₂ О ₃ ).

Моларна маса

44.955 г / мол.

Тачка топљења

1541 ° Ц.

Тачка кључања

2836 ° Ц

Моларни топлотни капацитет

25,52 Ј / (мол · К).

Топлина фузије

14,1 кЈ / мол.

Топлина испаравања

332,7 кЈ / мол.

Топлотна проводљивост

66 µΩ · цм на 20 ° Ц.

Густина

2.985 г / мЛ, чврста супстанца, и 2.80 г / мЛ, течна. Имајте на уму да је његова густина чврстог стања близу густоће алуминијума (2,70 г / мЛ), што значи да су оба метала веома лагана; али скандија се топи на вишој температури (тачка топљења алуминијума је 660,3 ºЦ).

Електронегативност

1,36 по Паулинг-овој скали.

Енергије јонизације

Прво: 633,1 кЈ / мол (Сц ⁺ гасовит).

Друго: 1235,0 кЈ / мол (Сц ²⁺ гасовито).

Треће: 2388,6 кЈ / мол (Сц ³⁺ гас).

Атомски радио

162 пм.

Магнетни ред

Парамагнетиц.

Изотопи

Од свих изотопа скандија, ⁴⁵ Сц заузима готово 100% укупног обиља (што се одражава на његову атомску тежину врло близу 45 у).

Остали се састоје од радиоизотопа различитог полуживота; као што су ⁴⁶ Сц (т _1/2 = 83,8 дана), ⁴⁷ Сц (т _1/2 = 3,35 дана), ⁴⁴ Сц (т _1/2 = 4 сата) и ⁴⁸ Сц (т _1/2 = 43.7 сати). Остали радиоизотопи имају т _1/2 мање од 4 сата.

Киселост

Сц ³⁺ катион је релативно јака киселина. На пример, у води може да формира водене сложену ³⁺ , што заузврат може окренути пХ на вредност испод 7, због чињенице да генерише Х ₃ О ⁺ јони као производ његове хидролизе:

³⁺ (ак) + Х ₂ О (л) <=> ²⁺ (ак) + Х ₃ О ⁺ (ак)

Киселост скандијума се такође може тумачити према Левисовој дефиницији: он има високу тенденцију да прихвата електроне и, према томе, да формира координационе комплексе.

Координациони број

Важно својство скандија је да његов координациони број, у већини његових анорганских једињења, структура или органских кристала, износи 6; то значи да је Сц окружен са шест суседа (или формира шест веза). Изнад, сложени водени ³⁺ је најједноставнији пример од свих.

У кристалима су центри Сц октаедра; било у интеракцији са другим јонима (у јонским чврстим супстанцама) или са ковалентно везаним неутралним атомима (у ковалентним чврстим супстанцама).

Пример последњег имамо ал, који формира ланчану структуру са АцО групама (ацетилокси или ацетокси) који делују као мостови између Сц атома.

Номенклатура

Због чињенице да је скоро оксидациони број скандијума у ​​већини његових једињења +3, сматра се јединственим и номенклатура је стога значајно поједностављена; врло слично као што се догађа са алкалним металима или самим алуминијумом.

На пример, узмимо у обзир његов оксид, Сц ₂ О ₃ . Иста хемијска формула унапред означава оксидационо стање +3 за скандијум. На тај начин, да би се овај сложени назив звао скандијум, и попут других, користе се систематске, акцијске и традиционалне номенклатуре.

Сц ₂ О ₃ је онда Скандијум оксид, према стоцк номенклатури, изостављање (ИИИ) (иако није његова једина могућа оксидација државе); скандицки оксид, са суфиксом –ицо на крају имена према традиционалној номенклатури; и диесцандиум триоксид, поштујући правила грчких нумеричких префикса систематске номенклатуре.

Биолошка улога

Скандијуму за сада недостаје дефинисана биолошка улога. Односно, непознато је како тело може да акумулира или асимилира Сц ³⁺ јоне ; који одређени ензими могу да га користе као кофактор, ако врши утицај на ћелије, иако сличне јонима Ца ²⁺ или Фе ³⁺ .

Познато је, међутим, да јони Сц ³⁺ врше антибактеријске ефекте, можда интервенишујући метаболизам јона Фе ³⁺ .

Неке статистичке студије унутар медицине вероватно га повезују са стомачним поремећајима, гојазношћу, дијабетесом, церебралним лептоменингитисом и другим болестима; али без довољно просветљујућих резултата.

Исто тако, биљке обично не накупљају значајне количине скандија у својим лишћима или стабљикама, већ у својим коренима и квржицама. Стога се може тврдити да је његова концентрација у биомаси лоша, што указује на мало учешћа у његовим физиолошким функцијама и, према томе, завршава нагомилавањем више у тлима.

Где се могу наћи и продуцирати

Минерали и звезде

Скандија можда није толико обилна као и други хемијски елементи, али његово присуство у земљиној кори премашује присуство живе и неких драгоцених метала. У ствари, његово богатство приближно је кобалту и берилијуму; За сваку тону стена може се извући 22 грама скандија.

Проблем је што њихови атоми нису лоцирани, већ раштркани; то јест, не постоје минерали који су у свом масовном саставу прецизно богати скандијумом. Стога се каже да нема предност ни за један од типичних аниона који стварају минерал (попут карбоната, ЦО ₃ ^2- или сулфида, С ^2- ).

Није у свом чистом стању. Такође није његов најстабилнији оксид, Сц ₂ О ₃ , који се комбинује са другим металима или силикатима да би се дефинисали минерали; као што су тортвеитит, ексеенит и гадолинит.

Ова три минерала (која су ретка сама по себи) представљају главни природни извори Скандијума, а налазе се у регионима Норвешке, Исланда, Скандинавије и Мадагаскара.

Иначе, јони Сц ³⁺ могу бити уграђени као нечистоће у неким драгуљима, попут аквамарина или у рудницима уранијума. А на небу, у звијездама, овај елемент је у изобиљу рангиран на броју 23; прилично висок ако се узме у обзир читав Космос.

Индустријски отпад и отпад

Управо је речено да се скандија такође може наћи као нечистоћа. На пример, налази се у пигментима ТиО ₂ ; у отпаду од прераде уранијума, као и његове радиоактивне минерале; и у остацима боксита у производњи металног алуминијума.

Такође се налази у каснијим никлима и кобалту, а последњи је извор скандија у будућности.

Металуршка редукција

Огромне потешкоће око вађења скандија, које су трајале толико дуго да се добију у природном или металном стању, настале су из чињенице да је Сц ₂ О ₃ тешко смањити; чак више него ТиО ₂ , јер је СЦ ^{3 и новијим показује} већи афинитет него Ти ⁴⁺ ка О ^2- (под претпоставком 100% јонски карактер у својим оксида).

То јест, то је лакше де-кисеоника ТИО ₂ од Сц ₂ О ₃ са добрим редукујући агенс (обично угљеника или алкалних или земноалкалних метала). Зато Сц ₂ О ₃ прво трансформише у једињење чија смањење је мање проблематичан; као што је скандијум-флуорид, СцФ ₃ . Затим се СцФ ₃ редукује металним калцијумом:

2СцФ ₃ (с) + 3Ца (и) => 2Сц (с) + 3ЦаФ ₂ (с)

Сц ₂ О ₃ или потиче из минерала већ поменутих, или је нус-производ на вађење других елемената (као што су уранијум и гвожђе). То је комерцијални облик скандијума, а његова ниска годишња производња (15 тона) одражава велике трошкове прераде, поред екстракције из стена.

Електролиза

Други метод за производњу скандијума је прво добије свој хлоридни соли, СЦЦЛ ₃ , а затим га излагати електролизе. Дакле, метални скандијум се производи у једној електроди (попут спужве), а гас хлора у другој.

Реакције

Амфотерика

Сцандиум не само да алуминијум има карактеристике лаких метала, већ су и амфотерни; то јест, понашају се попут киселина и база.

На пример, реагује, као и многи други прелазни метали, са јаким киселинама, при чему настају соли и гасови водоника:

2СЦ (с) + 6ХЦл (ак) => 2СцЦл ₃ (ак) + 3 Х ₂ (г)

При томе се понаша као база (реагује с ХЦл). Али, на исти начин реагује и са јаким базама, као што је натријум хидроксид:

2СЦ (с) + 6НаОХ (ак) + 6Х ₂ О (л) => 2На ₃ Сц (ОХ) ₆ (ак) + 3 Х ₂ (г)

И сада се понаша попут киселине (реагује с НаОХ), стварајући скандалатну сол; да од натријума, На ₃ Сц (ОХ) ₆ , с сцандате ањон, Сц (ОХ) ₆ ^3- .

Оксидација

Када је изложен ваздуху, скандија почиње да оксидира у свој оксид. Реакција се убрзава и аутокатализира ако се користи извор топлоте. Ова реакција је представљена следећом хемијском једначином:

4СЦ (с) + 3О ₂ (г) => 2СЦ ₂ О ₃ (а)

Халидес

Скандијум реагује са свим халогенима да би формирао халогениде опште хемијске формуле СцКс ₃ (Кс = Ф, Цл, Бр, итд.).

На пример, реагује са јодом према следећој једначини:

2Сц (с) + 3И ₂ (г) => 2СцИ ₃ (с)

На исти начин реагује са хлором, бромом и флуором.

Формирање хидроксида

Метални скандијум се може растворити у води и произвести његов хидроксид и гас водоник:

2СЦ (с) + 6Х ₂ О (л) => 2СЦ (ОХ) ₃ (с) + Х ₂ (г)

Кисела хидролиза

Водени ³⁺ комплекси могу се хидролизовати на начин да на крају формирају Сц- (ОХ) -Сц мостове, све док не дефинишу кластер са три атома скандија.

Ризици

Поред његове биолошке улоге, тачни физиолошки и токсиколошки ефекти скандија нису познати.

Сматра се да у свом елементарном облику није токсичан, осим ако се удише његова фино уситњена чврста супстанца, чиме се оштећују плућа. Исто тако, њеним једињењима је приписана нулта токсичност, тако да уношење њихових соли у теорији не би требало да представља било какав ризик; све док доза није висока (тестирано на пацовима).

Међутим, подаци о тим аспектима су врло ограничени. Стога се не може претпоставити да је било које од једињења скандија заиста неотровно; још мање ако се метал може накупљати у тлима и водама, а затим прелази у биљке, и у мањем обиму на животиње.

Тренутно скандијум још увек не представља опипљив ризик у поређењу са тежим металима; попут кадмијума, живе и олова.

Апликације

Легуре

Иако је цена скандија висока у поређењу са другим металима, попут титанијума или самог итријума, његова примена на крају вреди труда и улагања. Један од њих је употреба овог адитива за легуре алуминијума.

На овај начин, легуре Сц-Ал (и други метали) задржавају своју лакоћу, али постају још отпорније на корозију, при високим температурама (не пукнуће) и јаке су као и титан.

Толико је ефекта који скандија има на ове легуре да је довољно да га додате у количинама у траговима (мање од 0,5 мас.%) Да би се његова својства драстично побољшала, а да се не примети знатно повећање његове тежине. Каже се да ако се масовно користи један дан, то може да смањи тежину авиона за 15-20%.

Слично томе, легура скандија коришћена је за оквире револвера или за производњу спортских предмета, као што су палице за бејзбол, специјална бицикла, штапове за риболов, голф клубови итд .; иако их легуре титанијума теже замене јер су јефтиније.

Најпознатија од ових легура је Ал ₂₀ Ли ₂₀ Мг ₁₀ Сц ₂₀ Ти ₃₀ , јака као титанијум, лагана као алуминијум и тврда као керамика.

3Д штампање

Сц-Ал легуре су коришћене за прављење металних 3Д отисака, како би се на њих поставили слојеви или додали на претходно одабрану чврсту супстанцу.

Осветљења стадиона

Светионици на стадионима опонашају сунчеву светлост захваљујући деловању скандјум јодида заједно са испарењима живе. Извор: Пекелс.

Скандијев јодид, СцИ ₃ , додаје се (заједно са натријум-јодидом) у живасте сијалице да би створио вештачка светла која опонашају сунце. Зато је на стадионима или неким спортским теренима, чак и ноћу, осветљење унутар њих такво да пружају осећај гледања утакмице при дневном светлу.

Слични ефекти коришћени су и за електричне уређаје попут дигиталних камера, телевизијских екрана или рачунарских монитора. Исто тако, фарови са таквим _3- Хг СцИ лампама смештени су у филмским и телевизијским студијима.

Чврсте оксидне горивне ћелије

СОФЦ, за свој акроним на енглеском језику (чврста оксидна горивна ћелија) користи оксид или керамику као електролитички медијум; у овом случају је чврста супстанца која садржи скандијумске јоне. Његова употреба у овим уређајима је због велике електричне проводљивости и способности стабилизације повећања температуре; тако да раде без прегревања.

Пример једне такве чврстог оксида скандиј стабилизована зирцоните (ас Сц ₂ О ₃ , поново).

Керамика

Скандијум-карбид и титанијум чине керамику изузетне тврдоће, која је у односу на дијаманте. Међутим, његова употреба је ограничена на материјале са веома напредном применом.

Органски кристали за координацију

Јони Сц ³⁺ могу да координирају са више органских лиганда, посебно ако су молекули кисеоник.

То је зато што су формиране Сц-О везе веома стабилне, и зато на крају стварају кристале са невероватним структурама, у чијим се порама могу покренути хемијске реакције, понашајући се попут хетерогених катализатора; или за смештање неутралних молекула, понашајући се као чврсто складиште.

Слично томе, такви органски кристали за скандирање могу се користити за обликовање сензорних материјала, молекуларних сита или јонских проводника.

Референце

1. Ирина Штангејева. (2004). Сцандиум. Санкт Петербург Државни универзитет Санкт Петербург. Опораван од: ресеарцхгате.нет
2. Википедиа. (2019). Сцандиум. Опоравак од: ен.википедиа.орг
3. Уредници Енцицлопаедиа Британница. (2019). Сцандиум. Енцицлопӕдиа Британница. Опоравак од: британница.цом
4. Др Доуг Стеварт. (2019). Чињенице елемената скандијума. Цхемицоол. Опоравак од: цхемицоол.цом
5. Скала. (2018). Сцандиум. Опоравак од: сцале-пројецт.еу
6. Хелменстине, др Анне Марие (03. јула 2019.). Преглед скандија. Опоравак од: тхинкцо.цом
7. Кист, АА, Зхук, ЛИ, Данилова, ЕА и Макхмудов, ЕА (2012). У питању биолошке улоге скандија. Опоравак од: инис.иаеа.орг
8. ВАГроссханс, ИКВохра и ВБХолзапфел. (1982). Фазне трансформације високог притиска у итријуму и скандијуму: Однос према ретким земљама и кристалним структурама актинида. Часопис за магнетизам и магнетни материјали свезак 29, бројеви 1–3, странице 282-286 дои.орг/10.1016/0304-8853(82)90251-7
9. Марина О. Барсукова и др. (2018). Скандио-органски оквири: напредак и перспективе. Русс. Цхем. Рев. 87 1139.
10. Инвестирање мреже вести. (11. новембар 2014.). Апликације за скандирање: преглед. Диг Медиа Инц. Опораван од: инвестингневс.цом